QUÍMICA Prof.: Jadson

CURSO DAS PARTICULARES TERMOQUÍMICA E TERMODINÂMICA

1) Em diversos países, o aproveitamento do lixo doméstico é quase 100%. Do lixo levado para as usinas de compostagem, após a reciclagem, obtém-se a biomassa que, por fermentação anaeróbica, produz biogás. Esse gás, além de ser usado no aquecimento de residências e como combustível em veículos e indústrias, é matéria prima importante para a produção das substâncias de fórmula H3C-OH, H3C-Cl, H3C-NO2 e H2 além de outras. CH4(g) + H2O(v) CO(g) + 3 H2(g) O gás hidrogênio pode ser obtido pela reação acima equacionada. Dadas as entalpias de formação em kJ/mol, CH4 = - 75, H2O = - 287 e CO = - 108, a entalpia da reação a 25°C e 1 atm, é igual a: a) + 254 kJ b) - 127 kJ c) - 470 kJ d) + 508 kJ e) - 254 kJ

Temos a seguinte reação química:

A entalpia da reação é a diferença entre a entalpia de formação dos produtos e a

entalpia de formação dos reagentes, isto é:

Entalpia de formação dos produtos:

(1 mol CO × -108 kJ/mol) + (3 mol H₂ × 0 kJ/mol) = -108 kJ

ATENÇÃO: por definição a entalpia de formação de gases diatômicos homonucleares

como H₂ e O₂ é 0 kJ/mol.

Entalpia de formação dos reagentes:

(1 mol CH₄ × -75 kJ/mol) + (1 mol H₂O × -287 kJ/mol) = -362 kJ

Entalpia da reação:

∆H = -108KJ – (-362 KJ)

∆H = -108 + 362

∆H = 254 KJ

Resposta A

2) As entalpias-padrão de formação de substâncias participantes na combustão do sulfeto de hidrogênio são fornecidas adiante. O valor da entalpia-padrão de combustão do sulfeto de hidrogênio em kJ × mol-1 é igual a:

a) + 602 b) - 562 c) + 602 d) - 602 e) + 582

Parar responder essa questão, devemos primeiramente tomar nota dos dados

que foram fornecidos no enunciado, além de observar a reação dada:

H2S(g) + 3\2O2(g) ----------> SO2(g) + H2O(l)

ΔH = produto - reagentes

ΔH= (-286 – 296) – (-20)

ΔH= - 562 KJ/mol

Assim, podemos concluir que o valor da entalpia-padrão de combustão do

sulfeto de hidrogênio (H2S(g)) é de -562 em KJ\mol

Resposta correta: alternativa B

3) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado aluminotermia, conforme mostra a equação química: 8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9 Mn(s) Observe os dados: substância entalpia de formação (ΔH/298K) (kj.mol-1) Al2O3(s) -1667,8 Mn3O4(s) -1385,3 Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), qual será a energia envolvida quando 108 g de Al são consumidos, na temperatura de 298 K, em kj? a) 2515,3 kj b) 1257,65 kj c) 1275,56 kj d) 5030,6 kj e) 2737,8 kj

Passo 1: Observar se a reação está balanceada, haja vista que as entalpias fornecidas pelo enunciado estão relacionadas a apenas um mol. Ao analisar a reação, percebemos que ela está balanceada, pois há 3 mols de Mn3O4(s) e 4 mols de Al2O3(s). Passo 2: Calcular a entalpia dos reagentes por meio da soma dos seus valores (respeitando o balanceamento): Hr = 8.0 + 3.(-1385,3) Hr = - 4155,9 KJ.mol-1 Passo 3: Calcular a entalpia dos produtos pela soma dos seus valores (respeitando o balanceamento): Hp = 4(-1667,8) + 9.(0) Hp = 6671,2 + 0 Hp = - 6671,2 KJ.mol-1 Passo 4: Aplicar os valores encontrados para as entalpias dos reagentes e produtos na fórmula do ΔH: ΔH = Hp - Hr ΔH = - 6671,2 - (-4155,9) ΔH = - 6671,2 + 4155,9 ΔH = - 2515,3 KJ.mol-1 Como 8 mol de Al liberam 2515,3 kj e a questão pode para um valor de 4 mols, são 1257,65 kj liberados no processo. Resposta correta: alternativa B

4) Calcule o valor da entalpia de combustão de 390 g de benzeno (C6H6) sabendo que ele apresenta entalpia de formação no estado líquido igual a +49 kJ/mol, que o CO2 gasoso apresenta –394 kJ/mol e que o valor da água líquida é de –286 kJ/mol.

C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O a) +3271. b) +12355 c) –16355. d) +12173. e) –3 271.

1o Passo: O cálculo da entalpia dos produtos (Hp) é feito pela multiplicação do coeficiente de cada participante pela sua entalpia e, depois, pela soma dos resultados. Hp = 6.HCO2 + 3. HH2O Hp = 6.(–394) + 3.(–286) Hp = -2364 - 858 Hp = - 3222 KJ.mol-1 2o Passo: O cálculo da entalpia dos reagentes (Hr) é feito pela multiplicação do coeficiente de cada participante pela sua entalpia e, depois, pela soma dos resultados: OBS.: Como o Oo2(g) é uma substância simples, sua entalpia de formação é igual a 0. Hr = 1.HC6H6 + 15/2. HO2 Hr = 1.(+49) + 15/2(0) Hr = +49 KJ.mol-1 3o Passo: Cálculo da variação da entalpia do processo. ΔH = Hp – Hr ΔH= - 3222 - (+49) ΔH= - 3222 - 49 ΔH= - 3271 KJ.mol-1 Como são 5 mols de C6H6 são liberados 16355 KJ. Resposta correta: alternativa C

5) Considere o processo industrial de obtenção do propan-2-ol (isopropanol) a partir da hidrogenação da acetona: Fazendo uso das informações contidas na tabela acima, é correto afirmar que a variação de entalpia para essa reação, em kJ/mol, é igual a: a) - 53. b) + 104. c) - 410. d) + 800. e) - 836.

Ligação Energia de ligação (kJ/mol) C = O 745 H - H 436 C – H 413 C – O 358 O - H 463

Devemos saber que para que haja a quebra de ligações é necessário fornecer energia e ao formar novas ligações energia é liberada.

CH3 – CO – CH3 + H2 CH3 – CHOH – CH3 Energia de ligações rompidas nos reagentes: 1 C = O = 1 x 745 = 745 kJ 1 H – H = 1 x 436 = 436 kJ Total = 1181 kJ ΔH = + 1181 kJ Energia de ligações formadas nos produtos: 1 C – H = 1 x 413 = 413 kJ 1 C – O = 1 x 358 = 358 kJ 1 O – H = 1 x 463 = 463 kJ Total = 1234 kJ ΔH = -1234 kJ Aplicando a fórmula da variação de entalpia para ligação: ΔH = HR + Hp = 1181 + (-1234) = 1181 -1234 = - 53 kj/mol Resposta Letra A

6) Utilizando os valores das energias de ligação da tabela abaixo, determine o valor do ΔH da reação de formação do cloroetano.

H2C = CH2 + HCl → H3C — CH2 — Cl

a) + 79 Kcal b) + 127 Kcal c) – 127 Kcal d) – 79 Kcal e) + 30 Kcal

Passo 1: Demonstrar todas as ligações montando a fórmula estrutural de cada substância:

Passo 2: Calcular a soma das energias das ligações nos reagentes (Σr). Nos reagentes, temos as seguintes ligações: 4 ligações H — C (435 kcal cada) 1 ligação C = C (609 kcal cada) 1 ligação H — Cl (431 kcal cada) Assim, o cálculo será: Σr = 4.435 + 1.609 + 1.431 = 1740 + 609 + 431 = 2780 kcal Passo 3: Calcular a soma das energias das ligações nos produtos (Σp). Nos produtos, temos as seguintes ligações: 5 ligações H — C (435 kcal cada) 1 ligação C — C (345 kcal cada) 1 ligação C — Cl (339 kcal cada) Assim, o cálculo será: Σr = 5.435 + 1.345 + 1.339 = 2175 + 345 + 339 = 2859 kcal Passo 4: Calcular o ΔH. ΔH = Σr – Σp = 2780 – 2859 = - 79 kcal/mol Resposta correta: alternativa D

7) Um passo do processo de produção de ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, assinale a alternativa que indique o valor mais próximo de “x”: Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = -25 kJ 3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H = -36 kJ 2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ a) -17 kJ. b) +14 kJ. c) -100 kJ. d) -36 kJ. e) +50 kJ.

O valor que queremos descobrir é o da variação da entalpia da reação: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = x Segundo a lei de Hess, a variação da entalpia de uma reação depende somente da entalpia do estado final e inicial, independentemente se a reação ocorreu em uma única etapa ou em mais. Por isso, podemos somar as três reações e descobrir o valor do “x”. Mas observe que é preciso multiplicar a primeira equação por 3 e a segunda por 2: 3 Fe2O3(s) + 9 CO(g) → 6 Fe(s) + 9 CO2(g) ∆H = -75 kJ 6 FeO(s) + 2 CO2(g) → 2 Fe3O4(s) + 2 CO(g) ∆H = -72 kJ 2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) ∆H = +47 kJ 6 FeO(s) + 6 CO(g) → 6 Fe(s) + 6 CO2(g) ∆H = -100 kJ Dividindo a equação inteira por 6, inclusive o valor de ∆H, temos o seguinte valor aproximado: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g) ∆H = -17 kJ Resposta correta: alternativa A

8) Dadas as seguintes equações termoquímicas: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ∆H = -571,5 kJ N2O5(g) + H2O(ℓ) → 2 HNO3(ℓ) ∆H = -76,6 kJ ½ N2(g) + 3/2 O2(g) + ½ H2(g) → HNO3(ℓ) ∆H = -174,1 kJ Baseado nessas equações, determine a alternativa correta a respeito da formação de 2 mols de N2O5(g) a partir de 2 mols de N2(g) e 5 mols de O2(g): a) libera 28,3 kJ b) absorve 28,3 kJ. c) libera 822,2 kJ. d) absorve 822,2 kJ. e) absorve 474 ,0 kJ.

Queremos descobrir o calor que foi liberado ou absorvido (variação de entalpia) na seguinte equação:

2 N2(g) + 5 O2(g) → 2 N2O5(g) ∆H = ? Para resolver essa questão aplicando a Lei de Hess, temos que inverter a primeira e a segunda equação, multiplicar a segunda equação por 2 e multiplicar a terceira equação por 4: 2 H2O(ℓ) → 2 H2(g) + O2(g) ∆H = +571,5 kJ 4 HNO3(ℓ) → 2 N2O5(g) + 2 H2O(ℓ) ∆H = +153,2 kJ 2 N2(g) + 6 O2(g) + 2 H2(g) → 4 HNO3(ℓ) ∆H = -696,4 kJ 2 N2(g) + 5 O2(g) → 2 N2O5(g) ∆H = + 28,3 kJ O sinal positivo indica que houve absorção de energia na forma de calor. Resposta correta: alternativa B

9) O óxido de cálcio pode ser obtido a partir da combustão do cálcio metálico de acordo com a equação:

Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)

Considere que a formação do óxido de cálcio é espontânea e que, para a reação acima, ΔHo = –800 kJ mol–1 e ΔSo = –2400 J K–1mol–1. Determine o valor da temperatura, em Kelvin, para que essa reação deixe de ser espontânea. a) 555,55 K b) 222,22 K c) 111,11 K d) 333,33 K e) 444,44 K

Dados do exercício: T = ? ΔHo = –800 kJ mol–1 ΔSo = –2400 J K–1mol–1 1o passo: converter a unidade em J para KJ do ΔS para igualar com a unidade do ΔHo. Para tal, basta dividir o valor fornecido por 1000: ΔSo = – 2400 = -2,40 J K–1mol–1 1000 2o Passo: determinação da fórmula para a energia livre de Gibbs. A fórmula para cálculo da energia livre de Gibbs utiliza a variação da entropia, a variação da entalpia e a temperatura. ΔG = ΔH – T.ΔS Porém, para que a reação não seja espontânea, o ΔG deve ser maior que zero ΔG > 0 logo, ΔH – T.ΔS > 0 3o Passo: substituir os valores fornecidos pelo exercício na expressão para cálculo da energia de livre de Gibbs. ΔH - T.ΔS > 0 -800 - T.(-2,40) > 0 -800 - 2,40.T > 0 2,4.T > 800 T > 333,33 K Resposta correta: alternativa D

10) A energia livre de Gibbs (G) é uma grandeza termodinâmica cuja variação (ΔG) corresponde à máxima energia útil possível de ser retirada do sistema. Ela pode ser usada para prever a espontaneidade ou não do processo por meio da expressão ΔG = ΔH-T.ΔS, em que T.ΔS corresponde à energia para organizar o processo, e ΔH, à variação de entalpia. A uma mesma temperatura e pressão, têm-se os valores termodinâmicos a seguir para quatro reações químicas.

Todas as reações são espontâneas, EXCETO a a) II. b) IV. c) III. d) I. e) I e II

Analisando a tabela, a única reação em que o valor do ΔH é menor que a variação de energia de organização (T.∆S) é a III. Além disso, se jogarmos os valores fornecidos da reação III na fórmula do ΔG, teremos um resultado positivo, o que caracteriza um processo não espontâneo: ΔG = ΔH - T.ΔS ΔG = -4,4 - (-10,4) ΔG = -4,4 + 10,4 ΔG = + 6 Kcal Resposta correta: alternativa C

1) Calcule a entalpia padrão de formação do Mg(OH)2 sólido, considerando os seguintes dados:

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) ΔH = -1203,6 kJ

Mg(OH)2 (s) MgO (s) + H2O (l) ΔH = 37,1 kJ

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔH = -571,7 kJ

2) Explosão e incêndio se combinaram no terminal marítimo de São Francisco do Sul, em Santa Catarina, espalhando muita fumaça pela cidade e pela região. O incidente ocorreu com uma carga de fertilizante em que se estima tenham sido decompostas 10 mil toneladas de nitrato de amônio. A fumaça branca que foi eliminada durante 4 dias era de composição complexa, mas apresentava principalmente os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: monóxido de dinitrogênio e água. Em abril de 2013, um acidente semelhante ocorreu em West, Estados Unidos da América, envolvendo a mesma substância. Infelizmente, naquele caso, houve uma explosão, ocasionando a morte de muitas pessoas. a) Com base nessas informações, escreva a equação química da decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio. b) Dado que os valores das energias padrão de formação em kJ/mol das substâncias envolvidas são nitrato de amônio (-366), monóxido de dinitrogênio (82) e água (-242), o processo de decomposição ocorrido no incidente é endotérmico ou exotérmico? Justifique sua resposta considerando a decomposição em condições padrão.

a) NH4NO3 2 H2O + N2O b) ΔH = HP - HR ΔH = (2xHH2O + HN2O) – (HNH4NO3) ΔH = -200 KJ/mol Logo a reação é exotérmica, uma vez que seu ΔH é negativo.